Ķīmiskās saites veids starp oglekļa atomiem. Kovalentās saites, kas ietver oglekļa atomu
Turpinājums. Skatiet sākumu iekšā № 15, 16/2004
5. nodarbība. Hibridizācija
oglekļa atomu orbitāles
Kovalentā ķīmiskā saite tiek veidota, izmantojot kopīgus savienojošos elektronu pārus, piemēram:
Veidot ķīmisko saiti, t.i. Tikai nepāra elektroni var izveidot kopīgu elektronu pāri ar “svešu” elektronu no cita atoma. Rakstot elektroniskās formulas, nesapārotie elektroni pa vienam atrodas orbitālajā šūnā.
Atomu orbitāle ir funkcija, kas apraksta elektronu mākoņa blīvumu katrā telpas punktā ap atoma kodolu. Elektronu mākonis ir telpas apgabals, kurā elektronu var noteikt ar lielu varbūtību.
Lai saskaņotu oglekļa atoma elektronisko struktūru un šī elementa valenci, tiek izmantoti jēdzieni par oglekļa atoma ierosmi. Normālā (neuzbudinātā) stāvoklī oglekļa atomam ir divi nepāra 2 R 2 elektroni. Uzbudinātā stāvoklī (kad enerģija tiek absorbēta) viens no 2 s 2 elektroni var tikt brīvi R- orbitāls. Tad oglekļa atomā parādās četri nepāra elektroni:
Atcerēsimies, ka atoma elektroniskajā formulā (piemēram, oglekļa 6 C – 1 s 2 2s 2 2lpp 2) lieli cipari burtu priekšā - 1, 2 - norāda enerģijas līmeņa skaitli. Vēstules s Un R norāda elektronu mākoņa (orbitāles) formu, un skaitļi pa labi virs burtiem norāda elektronu skaitu noteiktā orbitālē. Visi s- sfēriskās orbitāles:
Otrajā enerģijas līmenī, izņemot 2 s- ir trīs orbitāles 2 R- orbitāles. Šīs 2 R-orbitālēm ir elipsoidāla forma, līdzīga hantelēm, un tās ir orientētas telpā 90° leņķī viena pret otru. 2 R-Orbitāles apzīmē 2 p x, 2p y un 2 p z saskaņā ar asīm, pa kurām atrodas šīs orbitāles.
Veidojot ķīmiskās saites, elektronu orbitāles iegūst tādu pašu formu. Tādējādi piesātinātajos ogļūdeņražos viens s-orbitālā un trīs R- oglekļa atoma orbitāles, lai izveidotu četras identiskas (hibrīdas) sp 3-orbitāles:
Šis - sp 3 -hibridizācija.
Hibridizācija– atomu orbitāļu izlīdzināšana (sajaukšana) s Un R) ar jaunu atomu orbitāļu veidošanos sauc hibrīda orbitāles.
Hibrīdām orbitālēm ir asimetriska forma, kas ir izstiepta pret pievienoto atomu. Elektronu mākoņi atgrūž viens otru un atrodas telpā pēc iespējas tālāk viens no otra. Šajā gadījumā četras asis sp 3-hibrīda orbitāles izrādīties vērsti uz tetraedra (regulāras trīsstūra piramīdas) virsotnēm.
Attiecīgi leņķi starp šīm orbitālēm ir tetraedriski, vienādi ar 109°28".
Elektronu orbitāļu virsotnes var pārklāties ar citu atomu orbitālēm. Ja elektronu mākoņi pārklājas pa līniju, kas savieno atomu centrus, tad šādu kovalento saiti sauc sigma()-savienojums. Piemēram, etāna molekulā C 2 H 6 ķīmiskā saite veidojas starp diviem oglekļa atomiem, pārklājoties divām hibrīdorbitālēm. Tas ir savienojums. Turklāt katrs no oglekļa atomiem ar saviem trim sp 3-orbitāles pārklājas ar s-triju ūdeņraža atomu orbitāles, veidojot trīs -saites.
Kopumā oglekļa atomam ir iespējami trīs valences stāvokļi ar dažādiem hibridizācijas veidiem. Izņemot sp 3-hibridizācija pastāv sp 2 - un sp- hibridizācija.
sp 2 -Hibridizācija- sajaucot vienu s- un divi R- orbitāles. Rezultātā veidojas trīs hibrīdi sp 2 -orbitāles. Šīs sp 2-orbitāles atrodas vienā plaknē (ar asīm X, plkst) un ir vērsti uz trijstūra virsotnēm ar leņķi starp orbitālēm 120°. Nehibridizēts
R-orbitāle ir perpendikulāra trīs hibrīda plaknei sp 2-orbitāles (orientētas pa asi z). Augšējā puse R-orbitāles atrodas virs plaknes, apakšējā puse atrodas zem plaknes.
Tips sp 2-oglekļa hibridizācija notiek savienojumos ar dubultsaiti: C=C, C=O, C=N. Turklāt tikai viena no saitēm starp diviem atomiem (piemēram, C=C) var būt - saite. (Pārējās atoma savienojošās orbitāles ir vērstas pretējos virzienos.) Otrā saite veidojas nehibrīda pārklāšanās rezultātā. R-orbitāles abās līnijas pusēs, kas savieno atomu kodolus.
Kovalentā saite, ko veido sānu pārklāšanās R- tiek sauktas blakus esošo oglekļa atomu orbitāles pi()-savienojums.
Izglītība
|
Mazākas orbītas pārklāšanās dēļ -saite ir mazāk spēcīga nekā -saite.
sp-Hibridizācija– tā ir viena sajaukšana (formas un enerģijas saskaņošana). s- un viens
R-orbitāles, lai izveidotu divus hibrīdus sp- orbitāles. sp-Orbitāles atrodas uz vienas līnijas (180° leņķī) un ir vērstas pretējos virzienos no oglekļa atoma kodola. Divas
R-orbitāles paliek nehibridizētas. Tie ir novietoti savstarpēji perpendikulāri
savienojumu virzieni. Uz attēla sp-orbitāles ir parādītas gar asi y, un nehibridizētie divi
R-orbitāles – pa asīm X Un z.
Oglekļa-oglekļa trīskāršā saite CC sastāv no -saites, kas veidojas, pārklājoties
sp-hibrīdās orbitāles un divas -saites.
Sakarība starp tādiem oglekļa atoma parametriem kā piesaistīto grupu skaits, hibridizācijas veids un izveidoto ķīmisko saišu veidi ir parādīti 4. tabulā.
4. tabula
Kovalentās oglekļa saites
| Grupu skaits saistīti ar oglekli |
Tips hibridizācija |
Veidi piedaloties ķīmiskās saites |
Salikto formulu piemēri |
|---|---|---|---|
| 4 | sp 3 | Četri - savienojumi | |
| 3 | sp 2 | Trīs - savienojumi un viens - savienojums |
|
| 2 | sp | Divi - savienojumi un divi - savienojumi |
H–CC–H |
Vingrinājumi.
1. Kurus atomu elektronus (piemēram, oglekļa vai slāpekļa) sauc par nesapārotiem?
2. Ko nozīmē jēdziens “kopīgi elektronu pāri” savienojumos ar kovalentu saiti (piemēram, CH 4 vai H2S )?
3. Kādi atomu elektroniskie stāvokļi (piemēram, C vai N ) sauc par pamata, un kuras ir satrauktas?
4. Ko nozīmē cipari un burti atoma elektroniskajā formulā (piemēram, C vai N )?
5. Kas ir atomu orbitāle? Cik orbitāļu ir C atoma otrajā enerģijas līmenī? un kā viņi atšķiras?
6. Kā hibrīdās orbitāles atšķiras no sākotnējām orbitālēm, no kurām tās tika izveidotas?
7. Kādi hibridizācijas veidi ir zināmi oglekļa atomam un no kā tie sastāv?
8. Uzzīmējiet orbitāļu telpiskā izvietojuma attēlu vienam no oglekļa atoma elektroniskajiem stāvokļiem.
9. Kā sauc ķīmiskās saites un kas? Norādiet-Un-savienojumi savienojumos:
10. Tālāk norādīto savienojumu oglekļa atomiem norādiet: a) hibridizācijas veidu; b) tā ķīmisko saišu veidi; c) saites leņķi.
Atbildes uz uzdevumiem par 1. tēmu
5. nodarbība
1. Tiek saukti elektroni, kas orbitālē atrodas pa vienam nepāra elektroni. Piemēram, ierosinātā oglekļa atoma elektronu difrakcijas formulā ir četri nepāra elektroni, bet slāpekļa atomam ir trīs:
2. Tiek saukti divi elektroni, kas iesaistīti vienas ķīmiskās saites veidošanā kopīgs elektronu pāris. Parasti pirms ķīmiskās saites veidošanās viens no šī pāra elektroniem piederēja vienam atomam, bet otrs elektrons piederēja citam atomam:
3. Atomu elektroniskais stāvoklis, kurā tiek ievērota elektronu orbitāļu piepildīšanās kārtība: 1 s 2 , 2s 2 , 2lpp 2 , 3s 2 , 3lpp 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4lpp 2 utt., tiek saukti pamata stāvoklis. IN satraukts stāvoklis viens no atoma valences elektroniem aizņem brīvu orbitāli ar lielāku enerģiju; šādu pāreju pavada pārī savienotu elektronu atdalīšanās. Shematiski tas ir uzrakstīts šādi:
Ja pamata stāvoklī bija tikai divi nepāra valences elektroni, tad ierosinātajā stāvoklī ir četri šādi elektroni.
5.
Atomu orbitāle ir funkcija, kas apraksta elektronu mākoņa blīvumu katrā telpas punktā ap dotā atoma kodolu. Otrajā oglekļa atoma enerģijas līmenī ir četras orbitāles - 2 s, 2p x, 2p y,
2p z. Šīs orbitāles atšķiras:
a) elektronu mākoņa forma ( s- bumba, R- hanteles);
b) R-orbitālēm ir dažādas orientācijas telpā - pa savstarpēji perpendikulārām asīm x, y Un z, tie ir apzīmēti p x, p y,
p z.
6.
Hibrīdās orbitāles atšķiras no oriģinālajām (nehibrīdajām) orbitālēm pēc formas un enerģijas. Piemēram, s-orbitāla - sfēras forma, R– simetrisks astoņnieks, sp-hibrīda orbitāle – asimetrisks astoņnieks.
Enerģijas atšķirības: E(s) < E(sp) < E(R). Tādējādi sp-orbitāle – orbitāle ar vidējo formu un enerģiju, kas iegūta, sajaucot oriģinālu s-
Un lpp- orbitāles.
7. Oglekļa atomam ir zināmi trīs hibridizācijas veidi: sp 3 , sp 2 un sp (skatiet 5. nodarbības tekstu).
9.
-saite - kovalentā saite, ko veido orbitāļu tieša pārklāšanās pa līniju, kas savieno atomu centrus.
-saite – kovalentā saite, ko veido sānu pārklāšanās R-orbitāles abās līnijas pusēs, kas savieno atomu centrus.
-Saites parāda otrā un trešā līnija starp savienotajiem atomiem.
2. NODAĻA. ĶĪMISKĀ SAITE UN ATOMU SAVSTARPĒJĀ IETEKME ORGANISKOS SAVIENOjumos
Organisko savienojumu ķīmiskās īpašības nosaka ķīmisko saišu veids, saistīto atomu raksturs un to savstarpējā ietekme molekulā. Šos faktorus savukārt nosaka atomu elektroniskā uzbūve un to atomu orbitāļu mijiedarbība.
2.1. Oglekļa atoma elektroniskā struktūra
Atomu telpas daļu, kurā elektrona atrašanas iespējamība ir maksimāla, sauc par atomu orbitāli (AO).
Ķīmijā plaši tiek izmantots oglekļa atoma un citu elementu hibrīdu orbitāļu jēdziens. Hibridizācijas jēdziens kā veids, kā aprakstīt orbitāļu pārkārtošanos, ir nepieciešams, ja nesapāroto elektronu skaits atoma pamatstāvoklī ir mazāks par izveidoto saišu skaitu. Kā piemēru var minēt oglekļa atomu, kas visos savienojumos izpaužas kā četrvērtīgs elements, bet saskaņā ar orbitāļu aizpildīšanas noteikumiem tā ārējais elektroniskais līmenis pamatstāvoklī 1s 2 2s 2 2p 2 satur tikai divus nepāra elektronus (att. 2.1, A un 2.-1. pielikums). Šajos gadījumos tiek postulēts, ka dažādas atomu orbitāles, kurām ir līdzīga enerģija, var sajaukties viena ar otru, veidojot vienādas formas un enerģijas hibrīdas orbitāles.
Hibridizētās orbitāles lielākas pārklāšanās dēļ veido spēcīgākas saites, salīdzinot ar nehibridizētām orbitālēm.
Atkarībā no hibridizācijā nonākušo orbitāļu skaita oglekļa atoms var būt vienā no trim stāvokļiem
Rīsi. 2.1.Elektronu sadalījums pa oglekļa atoma orbitālēm zemē (a), ierosinātajā (b) un hibridizētajos stāvokļos (c - sp3, g-sp2, d-sp)
hibridizācija (sk. 2.1. att., c-e). Hibridizācijas veids nosaka hibrīdu AO orientāciju telpā un līdz ar to arī molekulu ģeometriju, t.i., to telpisko struktūru.
Molekulu telpiskā struktūra ir atomu un atomu grupu relatīvais izvietojums telpā.
sp 3- Hibridizācija.Sajaucot četrus ierosināta oglekļa atoma ārējos AO (sk. 2.1., b) - vienu 2s un trīs 2p orbitāles, rodas četras ekvivalentas sp 3 hibrīda orbitāles. Viņiem ir trīsdimensiju “astoņa” forma, kuras viens no asmeņiem ir daudz lielāks par otru.
Katra hibrīda orbitāle ir piepildīta ar vienu elektronu. Oglekļa atomam sp 3 hibridizācijas stāvoklī ir elektroniskā konfigurācija 1s 2 2(sp 3) 4 (sk. 2.1. att., c). Šis hibridizācijas stāvoklis ir raksturīgs oglekļa atomiem piesātinātajos ogļūdeņražos (alkānos) un attiecīgi alkilradikāļos.
Savstarpējas atgrūšanās dēļ sp 3 -hibrīdie AO ir vērsti telpā uz virsotnēm tetraedrs, un leņķi starp tiem ir 109,5? (izdevīgākā vieta; 2.2. att., a).
Telpiskā struktūra ir attēlota, izmantojot stereoķīmiskās formulas. Šajās formulās sp 3 -hibridizētais oglekļa atoms un tā divas saites ir novietotas zīmējuma plaknē un grafiski norādītas ar regulāru līniju. Resna līnija vai biezs ķīlis norāda uz savienojumu, kas stiepjas uz priekšu no zīmējuma plaknes un ir vērsts pret novērotāju; punktēta līnija vai iekrāsots ķīlis (.........) - savienojums, kas stiepjas no novērotāja ārpus zīmējuma plaknes -
Rīsi. 2.2.Oglekļa atomu hibridizācijas veidi. Punkts centrā ir atoma kodols (nelielas hibrīdu orbitāļu daļas ir izlaistas, lai vienkāršotu attēlu; nehibridizētie p-AO ir parādīti krāsā)
dāma (2.3. att., a). Oglekļa atoms atrodas stāvoklī sp 3-hibridizācijai ir tetraedriska konfigurācija.
sp 2- Hibridizācija.Sajaucot vienu 2s- un divi ierosināta oglekļa atoma 2p-AO, veidojas trīs ekvivalenti sp 2-hibrīda orbitāles un paliek nehibridizēts 2p-AO. Oglekļa atoms atrodas stāvoklī sp 2-hibridizācijai ir elektroniskā konfigurācija 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (sk. 2.1. att., d). Šis oglekļa atomu hibridizācijas stāvoklis ir raksturīgs nepiesātinātajiem ogļūdeņražiem (alkāniem), kā arī dažām funkcionālām grupām, piemēram, karbonilgrupai un karboksilgrupai.
sp 2 -Hibridizētās orbitāles atrodas vienā plaknē 120? leņķī, un nehibridizētais AO atrodas perpendikulārā plaknē (sk. 2.2. att., b). Oglekļa atoms atrodas stāvoklī sp 2-hibridizācijai ir trigonāla konfigurācija. Oglekļa atomi, kas savienoti ar dubultsaiti, atrodas zīmējuma plaknē, un to atsevišķās saites, kas vērstas pret novērotāju un prom no novērotāja, ir apzīmētas, kā aprakstīts iepriekš (sk. 2.3. att., b).
sp-Hibridizācija.Ja tiek sajaukta viena ierosinātā oglekļa atoma 2s- un viena 2p-orbitāle, veidojas divi ekvivalenti sp-hibrīdie AO, un divi p-AO paliek nehibridizēti. Oglekļa atomam sp-hibridizētā stāvoklī ir elektroniska konfigurācija
Rīsi. 2.3.Metāna (a), etāna (b) un acetilēna (c) stereoķīmiskās formulas
1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (sk. 2.1. att., d). Šis oglekļa atoma hibridizācijas stāvoklis rodas savienojumos, kuriem ir trīskāršā saite, piemēram, alkīnos un nitrilos.
sp-Hibridizētās orbitāles atrodas 180° leņķī, un divas nehibridizētas AO atrodas savstarpēji perpendikulārās plaknēs (sk. 2.2. att., c). Oglekļa atomam sp-hibridizētā stāvoklī ir lineāra konfigurācija piemēram, acetilēna molekulā visi četri atomi atrodas uz vienas taisnas līnijas (skat. 2.3. att., V).
Hibridizētā stāvoklī var būt arī citu organogēno elementu atomi.
2.2. Oglekļa atoma ķīmiskās saites
Ķīmiskās saites organiskajos savienojumos galvenokārt attēlo kovalentās saites.
Kovalentā saite ir ķīmiska saite, kas veidojas elektronu koplietošanas rezultātā starp saistītiem atomiem.
Šie kopīgie elektroni aizņem molekulārās orbitāles (MO). Parasti MO ir daudzcentru orbitāle, un to aizpildošie elektroni ir delokalizēti (izkliedēti). Tādējādi MO, tāpat kā AO, var būt brīvs, piepildīts ar vienu elektronu vai diviem elektroniem ar pretējiem spiniem*.
2.2.1. σ- Unπ - Savienojumi
Ir divu veidu kovalentās saites: σ (sigma) un π (pi) saites.
σ-saite ir kovalentā saite, kas veidojas, kad AO pārklājas pa taisnu līniju (asi), kas savieno divu saistīto atomu kodolus ar maksimālo pārklāšanos uz šīs taisnes.
σ-saite rodas, ja pārklājas jebkurš AO, ieskaitot hibrīdus. 2.4. attēlā parādīta σ saites veidošanās starp oglekļa atomiem to hibrīda sp 3 -AO un σ C-H saišu aksiālās pārklāšanās rezultātā, pārklājoties oglekļa hibrīda sp 3 -AO un ūdeņraža s-AO.
* Sīkāku informāciju skatiet: Popkovs V.A., Puzakovs S.A. Vispārējā ķīmija. - M.: GEOTAR-Media, 2007. - 1. nodaļa.
Rīsi. 2.4.σ saišu veidošanās etānā ar AO aksiālu pārklāšanos (mazas hibrīdu orbitāļu daļas ir izlaistas un parādītas krāsā sp 3 -AO ogleklis, melns - s-AO ūdeņradis)
Papildus aksiālajai pārklāšanai iespējama arī cita veida pārklāšanās - p-AO sānu pārklāšanās, kas noved pie π saites veidošanās (2.5. att.).
p-atomu orbitāles
Rīsi. 2.5.π saites veidošanās etilēnā ar sānu pārklāšanos r-AO
π-saite ir saite, ko veido nehibridizētu p-AO sānu pārklāšanās ar maksimālo pārklāšanos abās taisnās līnijas pusēs, kas savieno atomu kodolus.
Organiskajos savienojumos atrodamās vairākas saites ir σ- un π-saišu kombinācija: dubultā - viena σ- un viena π-, trīskāršā - viena σ- un divas π-saites.
Kovalentās saites īpašības tiek izteiktas ar tādām īpašībām kā enerģija, garums, polaritāte un polarizējamība.
Komunikācijas enerģijair enerģija, kas izdalās, kad veidojas saite vai kas nepieciešama, lai atdalītu divus saistītos atomus. Tas kalpo kā saites stiprības mērs: jo lielāka enerģija, jo stiprāka ir saite (2.1. tabula).
Saites garumsir attālums starp saistīto atomu centriem. Divkāršā saite ir īsāka nekā vienkāršā saite, bet trīskāršā saite ir īsāka par dubultsaiti (sk. 2.1. tabulu). Saitēm starp oglekļa atomiem dažādos hibridizācijas stāvokļos ir kopīgs modelis -
2.1. tabula.Kovalento saišu pamatīpašības
Palielinoties s orbitāles daļai hibrīda orbitālē, saites garums samazinās. Piemēram, virknē savienojumu propāns CH 3 CH 2 CH 3, propēns CH 3 CH=CH 2, propīns CH 3 C=CH saites garums CH 3 -C ir attiecīgi vienāds ar 0,154; 0,150 un 0,146 nm.
Komunikācijas polaritāte elektronu blīvuma nevienmērīgā sadalījuma (polarizācijas) dēļ. Molekulas polaritāti kvantitatīvi nosaka tās dipola momenta vērtība. No molekulas dipola momentiem var aprēķināt atsevišķu saišu dipolmomentus (sk. 2.1. tabulu). Jo lielāks ir dipola moments, jo polārāka ir saite. Saites polaritātes iemesls ir saistīto atomu elektronegativitātes atšķirība.
Elektronegativitāte raksturo atoma spēju molekulā turēt valences elektronus. Palielinoties atoma elektronegativitātei, palielinās saites elektronu pārvietošanās pakāpe tā virzienā.
Pamatojoties uz saites enerģijas vērtībām, amerikāņu ķīmiķis L. Polings (1901-1994) ierosināja kvantitatīvu atomu relatīvās elektronegativitātes raksturlielumu (Paulinga skala). Šajā skalā (sērijā) tipiskie organogēni elementi ir sakārtoti pēc relatīvās elektronegativitātes (salīdzinājumam doti divi metāli) šādi:
Elektronegativitāte nav elementa absolūta konstante. Tas ir atkarīgs no kodola efektīvā lādiņa, AO hibridizācijas veida un aizvietotāju ietekmes. Piemēram, oglekļa atoma elektronegativitāte sp 2 vai sp hibridizācijas stāvoklī ir lielāka nekā sp 3 hibridizācijas stāvoklī, kas ir saistīts ar s orbitāles īpatsvara palielināšanos hibrīda orbitālē. Atomu pārejas laikā no sp 3 - uz sp 2 - un tālāk uz sp-hibridizētā stāvoklī hibrīda orbitāles apjoms pakāpeniski samazinās (īpaši virzienā, kas nodrošina vislielāko pārklāšanos σ saites veidošanās laikā), kas nozīmē, ka vienā un tajā pašā secībā maksimālais elektronu blīvums atrodas arvien tuvāk kodolam. atbilstošā atoma.
Nepolāras vai praktiski nepolāras kovalentās saites gadījumā saistīto atomu elektronegativitātes atšķirība ir nulle vai tuvu nullei. Palielinoties elektronegativitātes starpībai, palielinās saites polaritāte. Atšķirība līdz 0,4 ir vāji polāra, vairāk nekā 0,5 ir stipri polāra kovalentā saite, un vairāk nekā 2,0 ir jonu saite. Polārās kovalentās saites ir pakļautas heterolītiskai šķelšanai
(sk. 3.1.1.).
Saites polarizējamība ir izteikts saites elektronu nobīdē ārēja elektriskā lauka ietekmē, ieskaitot citas reaģējošas daļiņas. Polarizējamību nosaka elektronu kustīgums. Elektroni ir mobilāki, jo tālāk tie atrodas no atomu kodoliem. Polarizācijas ziņā π saite ir ievērojami pārāka par σ saiti, jo π saites maksimālais elektronu blīvums atrodas tālāk no saistītajiem kodoliem. Polarizējamība lielā mērā nosaka molekulu reaktivitāti pret polārajiem reaģentiem.
2.2.2. Donoru-akceptoru obligācijas
Divu viena elektrona AO pārklāšanās nav vienīgais veids, kā veidot kovalento saiti. Kovalentā saite var izveidoties, mijiedarbojoties viena atoma (donora) divu elektronu orbitālei ar cita atoma (akceptora) brīvo orbitāli. Donori ir savienojumi, kas satur orbitāles ar atsevišķu elektronu pāri vai π-MO. Vientuļo elektronu pāru nesēji (n-elektroni, no angļu val. nesaistošs) ir slāpekļa, skābekļa, halogēnu atomi.
Savienojumu ķīmisko īpašību izpausmē liela nozīme ir vientuļajiem elektronu pāriem. Jo īpaši tie ir atbildīgi par savienojumu spēju iesaistīties donora un akceptora mijiedarbībā.
Kovalento saiti, ko veido elektronu pāris no viena no saites partneriem, sauc par donoru-akceptoru.
Iegūtā donora-akceptora saite atšķiras tikai ar veidošanās metodi; tā īpašības ir identiskas citām kovalentajām saitēm. Tādējādi donora atoms iegūst pozitīvu lādiņu.
Sarežģītiem savienojumiem raksturīgas donoru-akceptoru saites.
2.2.3. Ūdeņraža saites
Ūdeņraža atoms, kas saistīts ar spēcīgi elektronnegatīvu elementu (slāpekli, skābekli, fluoru u.c.), spēj mijiedarboties ar cita pietiekami elektronegatīva tās pašas vai citas molekulas atoma vientuļo elektronu pāri. Rezultātā rodas ūdeņraža saite, kas ir donorsaites veids.
akceptora saite. Grafiski ūdeņraža saiti parasti attēlo trīs punkti.
Ūdeņraža saites enerģija ir zema (10-40 kJ/mol), un to galvenokārt nosaka elektrostatiskā mijiedarbība.
Starpmolekulārās ūdeņraža saites nosaka organisko savienojumu, piemēram, spirtu, saistību.
Ūdeņraža saites ietekmē savienojumu fizikālās (viršanas un kušanas temperatūras, viskozitāti, spektrālās īpašības) un ķīmiskās (skābes-bāzes) īpašības. Tādējādi etanola viršanas temperatūra ir C 2 H 5 OH (78,3°C) ir ievērojami augstāks nekā dimetilēteris CH 3 OCH 3 (-24°C), kam ir tāda pati molekulmasa un kas nav saistīts ar ūdeņraža saitēm.
Ūdeņraža saites var būt arī intramolekulāras. Šī saite salicilskābes anjonā izraisa tā skābuma palielināšanos.
Ūdeņraža saitēm ir liela nozīme lielmolekulāro savienojumu - olbaltumvielu, polisaharīdu, nukleīnskābju - telpiskās struktūras veidošanā.
2.3. Konjugētās sistēmas
Kovalentā saite var būt lokalizēta vai delokalizēta. Lokalizēta saite ir tāda, kuras elektroni faktiski ir dalīti starp diviem saistīto atomu kodoliem. Ja savienojošie elektroni ir dalīti starp vairāk nekā diviem kodoliem, tad tie runā par delokalizētu saiti.
Delokalizētā saite ir kovalentā saite, kuras molekulārā orbitāle aptver vairāk nekā divus atomus.
Delokalizētās saites vairumā gadījumu ir π saites. Tie ir raksturīgi savienotajām sistēmām. Šajās sistēmās notiek īpašs atomu savstarpējās ietekmes veids - konjugācija.
Konjugācija (mezomerisms, no grieķu valodas. mesos- vidējais) ir saišu un lādiņu izlīdzināšana reālā molekulā (daļiņā) salīdzinājumā ar ideālu, bet neesošu struktūru.
Delokalizētās p-orbitāles, kas iesaistītas konjugācijā, var piederēt vai nu divām vai vairākām π-saitēm, vai π-saitei un vienam atomam ar p-orbitāli. Saskaņā ar to izšķir π,π-konjugāciju un ρ,π-konjugāciju. Konjugācijas sistēma var būt atvērta vai slēgta un satur ne tikai oglekļa atomus, bet arī heteroatomus.
2.3.1. Atvērtās ķēdes sistēmas
π,π - Savienošana pārī. Vienkāršākais π,π-konjugēto sistēmu ar oglekļa ķēdi pārstāvis ir butadiēns-1,3 (2.6. att., a). Oglekļa un ūdeņraža atomi un līdz ar to visas σ saites tās molekulā atrodas vienā plaknē, veidojot plakanu σ skeletu. Oglekļa atomi atrodas sp 2 hibridizācijas stāvoklī. Katra oglekļa atoma nehibridizētie p-AO atrodas perpendikulāri σ-skeleta plaknei un paralēli viens otram, kas ir nepieciešams nosacījums to pārklāšanai. Pārklāšanās notiek ne tikai starp atomu C-1 un C-2, C-3 un C-4 p-AO, bet arī starp atomu C-2 un C-3 p-AO, kā rezultātā veidojas viens π. aptver četrus oglekļa atomus -sistēmu, t.i., parādās delokalizēta kovalentā saite (sk. 2.6. att., b).
Rīsi. 2.6.1,3 butadiēna molekulas atomu orbitālais modelis
Tas atspoguļojas saišu garuma izmaiņās molekulā. C-1-C-2, kā arī C-3-C-4 saišu garums 1,3-butadiēnā ir nedaudz palielināts, un attālums starp C-2 un C-3 ir saīsināts salīdzinājumā ar parasto dubulto un vienreizējās obligācijas. Citiem vārdiem sakot, elektronu delokalizācijas process noved pie saišu garumu izlīdzināšanas.
Ogļūdeņraži ar lielu skaitu konjugētu dubultsaišu ir izplatīti augu pasaulē. Tajos ietilpst, piemēram, karotīni, kas nosaka burkānu, tomātu u.c.
Atvērtā konjugācijas sistēma var ietvert arī heteroatomus. Atvēršanas piemērs π,π-konjugētas sistēmas ar heteroatomu ķēdē Var kalpot α, β-nepiesātinātie karbonila savienojumi. Piemēram, aldehīda grupa akroleīnā CH 2 =CH-CH=O ir trīs sp 2 -hibridizētu oglekļa atomu un skābekļa atoma konjugācijas ķēdes dalībnieks. Katrs no šiem atomiem veido vienu p-elektronu vienā π-sistēmā.
pn-Savienošana pārī.Šāda veida konjugācija visbiežāk notiek savienojumos, kas satur strukturālo fragmentu -CH=CH-X, kur X ir heteroatoms ar vientuļo elektronu pāri (galvenokārt O vai N). Tajos ietilpst, piemēram, vinilēteri, kuru molekulās dubultsaite ir konjugēta ar R- skābekļa atoma orbitāle. Delokalizēta trīscentru saite veidojas, pārklājoties diviem p-AO sp 2 -hibridizētiem oglekļa atomiem un vienam R-AO heteroatomam ar n-elektronu pāri.
Līdzīgas delokalizētas trīscentru saites veidošanās notiek karboksilgrupā. Šeit konjugācijā piedalās C=O saites π-elektroni un OH grupas skābekļa atoma n-elektroni. Konjugētās sistēmas ar pilnībā izlīdzinātām saitēm un lādiņiem ietver negatīvi lādētas sugas, piemēram, acetāta jonu.
Elektronu blīvuma maiņas virzienu norāda ar izliektu bultiņu.
Ir arī citi grafiski veidi, kā parādīt savienošanas pārī rezultātus. Tādējādi acetāta jona (I) struktūra pieņem, ka lādiņš ir vienmērīgi sadalīts pa abiem skābekļa atomiem (kā parādīts 2.7. attēlā, kas ir taisnība).
Struktūras (II) un (III) tiek izmantotas rezonanses teorija. Saskaņā ar šo teoriju reālu molekulu vai daļiņu apraksta noteiktu tā saukto rezonanses struktūru kopums, kas viena no otras atšķiras tikai ar elektronu sadalījumu. Konjugētās sistēmās galveno ieguldījumu rezonanses hibrīdā sniedz struktūras ar dažādu π-elektronu blīvuma sadalījumu (divpusējā bultiņa, kas savieno šīs struktūras, ir īpašs rezonanses teorijas simbols).
Ierobežojuma (robežas) struktūras īsti nepastāv. Tomēr vienā vai otrā pakāpē tie “veicina” elektronu blīvuma reālo sadalījumu molekulā (daļiņā), kas tiek attēlota kā rezonanses hibrīds, kas iegūts ierobežojošo struktūru superpozīcijas rezultātā.
ρ,π-konjugētās sistēmās ar oglekļa ķēdi konjugācija var notikt, ja blakus π saitei ir oglekļa atoms ar nehibridizētu p-orbitāli. Šādas sistēmas var būt starpdaļiņas – karbanjoni, karbokationi, brīvie radikāļi, piemēram, ar alilisku struktūru. Brīvo radikāļu alilgrupām ir svarīga loma lipīdu peroksidācijas procesos.
Alilanjonā CH 2 = CH-CH 2 sp 2 -hibridizēts oglekļa atoms C-3 piegādā kopējo konjugātu
Rīsi. 2.7.COONa grupas elektronu blīvuma karte penicilīnā
sistēmā divi elektroni, aliliskajā radikālā CH 2 =CH-CH2+ - viens, un aliliskajā karbokationā CH 2 =CH-CH2+ nepiegādā nevienu. Rezultātā, kad trīs sp 2 -hibridizēto oglekļa atomu p-AO pārklājas, veidojas delokalizēta trīscentru saite, kas satur četrus (karbanionā), trīs (brīvajā radikālā) un divus (karbokationā) elektronus. , attiecīgi.
Formāli C-3 atomam alilkatjonā ir pozitīvs lādiņš, alilradikālā tas nes nepāra elektronu, bet alilanjonā tas nes negatīvu lādiņu. Faktiski šādās konjugētās sistēmās notiek elektronu blīvuma delokalizācija (izkliede), kas noved pie saišu un lādiņu izlīdzināšanas. C-1 un C-3 atomi šajās sistēmās ir līdzvērtīgi. Piemēram, alilkatjonā katram no tiem ir pozitīvs lādiņš+1/2 un ir savienots ar pusotru saiti ar C-2 atomu.
Tādējādi konjugācija rada ievērojamas atšķirības elektronu blīvuma sadalījumā reālās struktūrās, salīdzinot ar struktūrām, kas attēlotas ar parastajām struktūras formulām.
2.3.2. Slēgtā cikla sistēmas
Cikliskās konjugētās sistēmas ir ļoti interesantas kā savienojumu grupa ar paaugstinātu termodinamisko stabilitāti salīdzinājumā ar konjugētām atvērtām sistēmām. Šiem savienojumiem piemīt arī citas īpašas īpašības, kuru kopumu vieno vispārējais jēdziens aromātiskums. Tie ietver šādu formāli nepiesātinātu savienojumu spēju
iesaistīties aizvietošanas reakcijās, nevis pievienošanā, izturībā pret oksidētājiem un temperatūru.
Tipiski aromātisko sistēmu pārstāvji ir arēni un to atvasinājumi. Aromātisko ogļūdeņražu elektroniskās struktūras īpatnības skaidri izpaužas benzola molekulas atomu orbitālajā modelī. Benzola karkasu veido seši sp 2 -hibridizēti oglekļa atomi. Visas σ saites (C-C un C-H) atrodas vienā plaknē. Seši nehibridizēti p-AO atrodas perpendikulāri molekulas plaknei un paralēli viens otram (2.8. att., a). Katrs R-AO var vienlīdz pārklāties ar diviem blakus esošajiem R-AO. Šādas pārklāšanās rezultātā rodas vienota delokalizēta π-sistēma, kurā lielākais elektronu blīvums atrodas virs un zem σ-skeleta plaknes un aptver visus cikla oglekļa atomus (sk. 2.8. att., b) . π-Elektronu blīvums ir vienmērīgi sadalīts visā cikliskajā sistēmā, ko norāda ar apli vai punktētu līniju cikla iekšpusē (sk. 2.8. att., c). Visām saitēm starp oglekļa atomiem benzola gredzenā ir vienāds garums (0,139 nm), kas ir starpposms starp vienkāršās un dubultās saites garumiem.
Pamatojoties uz kvantu mehāniskiem aprēķiniem, tika noskaidrots, ka šādu stabilu molekulu veidošanai plakanā cikliskā sistēmā jāsatur (4n + 2) π-elektroni, kur n= 1, 2, 3 utt. (Hīkela noteikums, 1931). Ņemot vērā šos datus, var precizēt jēdzienu “aromātiskums”.
Savienojums ir aromātisks, ja tam ir plakans gredzens un konjugātsπ -elektroniska sistēma, kas aptver visus cikla atomus un satur(4n+ 2) π-elektroni.
Hīkela noteikums attiecas uz visām plakanām kondensētām sistēmām, kurās nav atomu, kas koplietots vairāk nekā
Rīsi. 2.8.Benzola molekulas atomu orbitālais modelis (ūdeņraža atomi izlaisti; skaidrojums tekstā)
divi cikli. Savienojumi ar kondensētiem benzola gredzeniem, piemēram, naftalīns un citi, atbilst aromātiskuma kritērijiem.
Savienoto sistēmu stabilitāte. Konjugētas un īpaši aromātiskas sistēmas veidošanās ir enerģētiski labvēlīgs process, jo tas palielina orbitāļu pārklāšanās pakāpi un notiek delokalizācija (izkliede). R- elektroni. Šajā sakarā konjugētās un aromātiskās sistēmas ir palielinājušas termodinamisko stabilitāti. Tie satur mazāku iekšējās enerģijas piegādi un pamata stāvoklī aizņem zemāku enerģijas līmeni salīdzinājumā ar nekonjugētām sistēmām. No starpības starp šiem līmeņiem var kvantitatīvi noteikt konjugētā savienojuma termodinamisko stabilitāti, t.i., tā konjugācijas enerģija(delokalizācijas enerģija). Butadiēnam-1,3 tas ir mazs un ir aptuveni 15 kJ/mol. Palielinoties konjugētās ķēdes garumam, palielinās konjugācijas enerģija un attiecīgi arī savienojumu termodinamiskā stabilitāte. Konjugācijas enerģija benzolam ir daudz lielāka un sasniedz 150 kJ/mol.
2.4. Aizvietotāju elektroniskā iedarbība 2.4.1. Induktīvā iedarbība
Polārā σ saite molekulā izraisa tuvējo σ saišu polarizāciju un izraisa daļēju lādiņu parādīšanos blakus esošajos atomos*.
Aizvietotāji izraisa ne tikai savu, bet arī blakus esošo σ-saišu polarizāciju. Šo atomu ietekmes pārneses veidu sauc par induktīvo efektu (/-efektu).
Induktīvais efekts ir aizvietotāju elektroniskās ietekmes pārnešana σ saišu elektronu pārvietošanās rezultātā.
σ saites vājās polarizējamības dēļ induktīvais efekts izzūd pēc trīs vai četrām saitēm ķēdē. Tās iedarbība ir visizteiktākā attiecībā uz oglekļa atomu, kas atrodas blakus tam, kuram ir aizvietotājs. Aizvietotāja induktīvās iedarbības virziens tiek kvalitatīvi novērtēts, salīdzinot to ar ūdeņraža atomu, kura induktīvā iedarbība tiek uzskatīta par nulli. Grafiski /-efekta rezultāts ir attēlots ar bultiņu, kas sakrīt ar valences līnijas pozīciju un norāda uz elektronnegatīvāko atomu.
/V\stiprāks par ūdeņraža atomu, liecinanegatīvsinduktīvā iedarbība (-/- efekts).
Šādi aizvietotāji parasti samazina sistēmas elektronu blīvumu; tos sauc elektronu izvilkšana. Tie ietver lielāko daļu funkcionālo grupu: OH, NH 2, COOH, NO 2 un katjonu grupas, piemēram, -NH 3+.
Aizvietotājs, kas maina elektronu blīvumu salīdzinājumā ar ūdeņraža atomuσ -saites pret ķēdes oglekļa atomu, uzrādapozitīvsinduktīvā iedarbība (+/- efekts).
Šādi aizvietotāji palielina elektronu blīvumu ķēdē (vai gredzenā) un tiek saukti elektronu donors. Tie ietver alkilgrupas, kas atrodas pie sp2-hibridizētā oglekļa atoma, un anjonu centrus lādētās daļiņās, piemēram, -O-.
2.4.2. Mezomeriskais efekts
Konjugētās sistēmās galvenā loma elektroniskās ietekmes pārraidē ir delokalizēto kovalento saišu π-elektroniem. Efektu, kas izpaužas kā delokalizētas (konjugētas) π sistēmas elektronu blīvuma maiņā, sauc par mezomerisko (M-efektu) vai konjugācijas efektu.
Mezomeriskais efekts ir aizvietotāju elektroniskās ietekmes pārnešana caur konjugētu sistēmu.
Šajā gadījumā deputāts pats ir savienotās sistēmas dalībnieks. Tas var ievadīt konjugācijas sistēmā vai nu π-saiti (karbonilgrupas, karboksilgrupas utt.), vai atsevišķu heteroatomu elektronu pāri (amino- un hidroksigrupas), vai arī brīvu vai ar vienu elektronu piepildītu p-AO.
Parādās aizvietotājs, kas palielina elektronu blīvumu konjugētā sistēmāpozitīvsmezomeriskais efekts (+M- efekts).
M-efektu parāda aizvietotāji, kas ietver atomus ar vientuļu elektronu pāri (piemēram, aminogrupu anilīna molekulā) vai visu negatīvo lādiņu. Šie aizvietotāji ir spējīgi
elektronu pāra pārejai uz kopīgu konjugētu sistēmu, t.i., tie ir elektronu donors.
Parādās aizvietotājs, kas samazina elektronu blīvumu konjugētā sistēmānegatīvsmezomeriskais efekts (-M- efekts).
M-efektu konjugētā sistēmā izraisa skābekļa vai slāpekļa atomi, kas ar dubultsaiti saistīti ar oglekļa atomu, kā parādīts akrilskābes un benzaldehīda piemērā. Šādas grupas ir elektronu izvilkšana.
Elektronu blīvuma nobīdi norāda ar izliektu bultiņu, kuras sākums parāda, kuri p vai π elektroni ir pārvietoti, bet beigas parāda saiti vai atomu, uz kuru tie ir pārvietoti. Mezomeriskais efekts, atšķirībā no induktīvā efekta, tiek pārraidīts caur konjugētu saišu sistēmu daudz lielākā attālumā.
Novērtējot aizvietotāju ietekmi uz elektronu blīvuma sadalījumu molekulā, jāņem vērā izrietošā induktīvās un mezomeriskās iedarbības ietekme (2.2. tabula).
2.2. tabula.Dažu aizvietotāju elektroniskie efekti
Aizvietotāju elektroniskie efekti ļauj kvalitatīvi novērtēt elektronu blīvuma sadalījumu nereaģējošā molekulā un prognozēt tās īpašības.
Saites starp atomiem, kas strukturālajās formulās attēlotas domuzīmju vai nūju (stieņu) veidā, veidojas, mijiedarbojoties vienas molekulas 2 atomu ārējiem (valences) elektroniem. Pamatojoties uz šīs mijiedarbības raksturu, izšķir divus galvenos jeb galējos saišu veidus starp atomiem.
1. veids. Jonu, elektrovalentā vai sāls saite ir visskaidrāk attēlota (tīrā veidā) mijiedarbības gadījumā starp stipra metāla (piemēram, sārma) atomu un spēcīga nemetāla atomu (piemēram, , halogēns). Sārmu metāla atoms, zaudējot vienu ārējo elektronu, kļūst par pozitīvi lādētu daļiņu, un halogēna atoms, iegūstot vienu ārējo elektronu, kļūst negatīvi lādēts: Na + - CI -. Šīs saites stiprums ir saistīts ar Kulona pievilkšanās spēkiem starp atšķirīgi lādētām daļiņām un enerģiju, kas izdalās jauna elektronu pāra veidošanās laikā pie halogēna atoma. Piemēri ir organisko un neorganisko skābju sāļi.
2. galējais tips. Organiskajiem savienojumiem raksturīgāks ir kovalentais (vai atomu) savienojums spilgti (tīrā veidā) 2-atomu gāzu molekulās: H 2, O 2, N 2, C1 2 utt., kurās veidojas saite starp pilnīgi identiskiem atomiem. Divu atomu ar pretējiem spiniem elektronu savienošanas pārī rezultātā, tiem tuvojoties vienam otram, izdalās noteikts enerģijas daudzums (≈ 400 kJ/mol) un jaunais elektronu pāris iegūst molekulāro orbītu, aizņemot vienu šūnu. abi atomi. Turklāt šī pāra elektronu mākoņa lielākais blīvums atrodas starp atomiem (ir it kā abu elektronu atomu orbītu pārklāšanās, a zīm.) vai molekulārās orbītas veidošanās - b att. ).
Lai gan b) attēls ir tuvāks patiesībai, abi kovalento saišu attēli ir derīgi un piemērojami. Tīri kovalentā saitē nav molekulas pozitīvo un negatīvo lādiņu centru novirzes, tie sakrīt - molekula ir nepolāra.
Papildus šiem diviem galējiem saišu veidiem (jonu un kovalento), pastāv starpposma veidi: 3) polārās, 4) puspolārās, 5) koordinācijas, kas galvenokārt sastopamas tā sauktajos onija savienojumos (oksonijs, amonijs, sulfonijs).
IN polārais savienojums elektronu pāris, kas vienlaikus atrodas abu atomu (to kodolu) centru laukā, tiek novirzīts uz elektronnegatīvāku atomu, jo, piemēram, HC1 molekulā elektronu pāris ir vairāk hlora šūnā nekā ūdeņraža šūnā:
Šīs elektronu blīvuma novirzes dēļ molekulas pozitīvo un negatīvo lādiņu centri atšķīrās. Tas ir kļuvis polārs, un tam ir dipola moments (t.i., lādiņa un puses attāluma starp lādiņiem reizinājums), kas nav vienāds ar nulli.
Puspolārais savienojums visskaidrāk pārstāvēti piecvērtīgā slāpekļa skābekļa savienojumos:
Attēls a) lai gan ir atļauts, nav derīgs, jo slāpekļa atomam ir tikai divi elektroniskie līmeņi (slāņi), kur uz ārējā (2.) slāņa ir tikai četras šūnas un pieci elektronu pāri (piecas saites) neatradīs vietu tur. Šajā ziņā pareizāks ir attēls b), kas parāda ekstremālo struktūru rezonansi (I un III) un pāreja uz enerģētiski labvēlīgāku vidusstruktūru. Tādējādi elektronu blīvuma simetriskā sadalījuma dēļ negatīvais lādiņš tiek sadalīts uz pusēm starp diviem vienādiem skābekļa atomiem. Bet slāpekļa atomā faktiski nav vesela pozitīvā lādiņa, bet ir pozitīvs lādiņš tuvu veselumam, attiecīgi uz skābekļa atomiem (struktūra P) ir negatīvi lādiņi tuvu pusei no visa lādiņa.
Koordinācijas saite tas ir visstabilākais amonija savienojumos, kur slāpekļa atoms kļūst četrvērtīgs, atdodot vienu elektronu protonam (un ūdens vidē hidronija katjonam), iegūstot pozitīvu lādiņu (vai, citiem vārdiem sakot, pievienojot protonu vientuļš slāpekļa elektronu pāris): H 3 N: + H + → N 4 N +
amonjaka protonu amonija katjons
Amonija katjonā izveidotā jaunā saite maina trīs citu N-H saišu raksturu, kas iepriekš atradās slāpeklī, un tagad tās kļūst izstieptākas, un visi četri amonija ūdeņraža atomi, savstarpēji atgrūžoties, nonāk visattālākajās pozīcijās viens no otra. , proti, regulāra tetraedra stūros, kad slāpekļa atoms atrodas šī tetraedra centrā:
Izveidotā jaunā saite (koordinācija) neatšķiras no modificētajām N-H saitēm, kas iepriekš bija amonjaka molekulā. Šeit notiek s 1 p 3 - uz slāpekļa (kā metāna oglekļa) palikušo četru elektronu hibridizācija.
Ja metāna molekula ir salīdzinoši spēcīgs veidojums, kuram nav lādiņa, tad amonija katjons (kas pēc struktūras no tā atšķiras tikai ar to, ka centrālā atoma kodolā ir vēl viens protons un viens neitrons) ir mazāk stabils un var viegli sadalīties amonjaks un hidronija katjons, pārvarot noteiktu enerģijas barjeru, kas nosaka amonija savienojumu stiprumu.
Jēdziens σ-(sigma) un π- (pi) savienojumi
Kovalentās saites, kas dominē organiskajos savienojumos, parasti nosaka šo vielu ķīmisko aktivitāti. Tomēr liela nozīme ir vājām daudzkārtējām saitēm (dubultajām, trīskāršajām) un saišu īpašībām funkcionālajās grupās.
Ogleklis ir organiskās pasaules centrālais elements; oglekļa skeleti (molekulu mugurkauls) nosaka to stabilitāti un gandrīz neierobežoto daudzveidību. Tāpēc ir nepieciešams nedaudz sīkāk apsvērt tās obligāciju elektronisko raksturu.
Oglekļa atomam ir kodols ar lādiņu +6 un elektronu apvalks: 1s 2, 2s 2, 2p 2, kur četri ārējie elektroni ir valences elektroni (2s 2, 2p 2). Bet, lai šie elektroni veidotu četras saites, 2s 2 elektroniem, kas atrodas lodītes tilpumā pāra formā, ir jāpāriet nesapārotā stāvoklī. Un ierosinātajam oglekļa atomam ir jābūt apvalkam: 1s 2, 2s 1, 2p 3, kur kopā ar nepāra s-elektronu (sfērisku formu) ir trīs p-elektroni (forma kā trīsdimensiju astoņnieki vai hanteles), kas atrodas gar koordinātu asīm (x, y, z) trīsdimensiju telpu (3. att.). Taču, lai izveidotu četras vienādas vērtības viena ar otru saites, tāpat kā metānā, vienam s-elektronam un trim p-elektroniem jāiet modificētā hibridizētā (s 1 p 3 -hibridizācijas) stāvoklī, un visiem četriem ārējiem elektroniem jau ir jāiet ir tieši tādi paši mākoņu virzieni (hibrīdās) formas, un metāna ūdeņraža atomi atrodas vienādā, vistālāk viens no otra:
kas atbilst regulāra tetraedra virsotnēm, ja tā centrā novietots metāna oglekļa atoms (4. att.). Tiek saukts oglekļa stāvoklis, kad valences elektronu hibridizācija notiek attiecībās s 1 p 3 pirmais oglekļa valences stāvoklis, un tāda atoma saites ar citiem atomiem sauc b(sigma)-obligācijas(5., 6. att.). 
Tādējādi σ saite ir jebkura atsevišķa oglekļa saite ar citu atomu. Un visbiežāk sastopamajām C-H un C-H σ saitēm organisko vielu molekulās ir šādi pamatdati (6.b, 6.c att.).
C-H saites enerģija ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).
Sakara garums 1,1 A 0 (0,11 nm)
С-С saistīšanas enerģija ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)
Saites garums 1,54 A 0 (0,154 nm)
Otrs oglekļa valences stāvoklis raksturīgs etilēnam un citiem savienojumiem ar dubultsaiti. Etilēna oglekliņā ierosinātā atoma valences elektronu hibridizācija (2s 1, 2p 3) notiek attiecībā s 1 p 2, kad viens p-elektrons (no trim) nepiedalās hibridizācijā un paliek p. -forma. Un virziena (iegarenas) formas hibrīdmākoņi atrodas plaknē viens pret otru 120° leņķī (7. att.).
Un divu oglekļa p-elektroni ir savienoti pārī p-formā papildus σ saitei starp šiem oglekļiem (7. att.). Šo papildu (daudzkārtējo) saiti, ko veido elektronu pārī p-formā, sauc π (pi)- komunikācija Tās veidošanās laikā izdalītā enerģija ir mazāka par σ saites enerģiju, jo C = C dubultsaites enerģija ir ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Ja no šejienes atņemam C - C σ saites enerģiju (~85 kcal/mol), tad π -saite paliek ~55 kcal/mol (140-85=55).
Trešais oglekļa valences stāvoklis raksturīgs acetilēnam un citiem savienojumiem ar trīskāršo saiti. Acetilēna ogleklim no četriem ierosinātā atoma valences elektroniem (2s 1, 2p 3) hibridizācijā piedalās katrs viens s- un p-elektrons (s 1 p 1 - hibridizācija). Un hibrīdie (iegareni) divi mākoņi atrodas uz vienas taisnes, veidojot σ-savienojumus (8. att.). Tas ir, tie ieņem visattālākās pozīcijas (z-koordināta) no 2 p formā palikušajiem elektroniem, kas atrodas gar trīsdimensiju telpas koordinātu asīm (x, y), sapāroti p formā, veidojot divus. π - savienojumi savstarpēji perpendikulārās plaknēs(8. att.). Trīskāršās saites veidošanās laikā izdalītā enerģija ir ~200 kcal/mol. Ja no šejienes atņemam 85 kcal/mol - σ saites enerģiju, tad divām π saitēm paliek ~115 kcal/m, t.i. ~57 kcal/mol katrai π saitei. Šeit ir galvenās vienkāršās, dubultās un trīskāršās saites īpašības salīdzinājumam:
C - C saites garums 1,54 A 0, saites veidošanās enerģija ~85 kcal/mol
C = C saites garums 1,34 A 0, saites veidošanās enerģija ~140 kcal/mol
C ≡ C saites garums 1,21 A 0, saites veidošanās enerģija ~200 kcal/mol π saišu elektroni ir apjomīgāki, vājāk saistīti ar atomu kodoliem, vieglāk pieejami reaģenta uzbrukumam un ir viegli pakļauti elektrisko un magnētisko lauku iedarbībai. piemēram, krītoša gaisma vai lādētu daļiņu uzbrukums. Tāpēc π -saites, kurām ir pilnīgi atšķirīgs raksturs salīdzinājumā ar σ-saitēm, ir mazāk stabilas un izraisa augstu nepiesātināto savienojumu ķīmisko aktivitāti, salīdzinot ar piesātinātajiem (piesātinātajiem) savienojumiem.
Neorganisko un organisko vielu daudzveidība
Organiskā ķīmija ir ķīmija oglekļa savienojumi. Pie neorganiskajiem oglekļa savienojumiem pieder: oglekļa oksīdi, ogļskābe, karbonāti un bikarbonāti, karbīdi. Organiskās vielas, izņemot oglekli satur ūdeņradi, skābekli, slāpekli, fosforu, sēru un citus elementus. Oglekļa atomi var veidot garas nesazarotas un sazarotas ķēdes, gredzenus un piesaistīt citus elementus, tāpēc organisko savienojumu skaits ir tuvu 20 miljoniem, bet neorganisko vielu ir nedaudz virs 100 tūkstošiem.
Organiskās ķīmijas attīstības pamatā ir A. M. Butlerova organisko savienojumu struktūras teorija. Būtiska loma organisko savienojumu struktūras raksturošanā ir valences jēdzienam, kas raksturo atomu spēju veidot ķīmiskās saites un nosaka to skaitu. Ogleklis organiskajos savienojumos vienmēr četrvērtīgs. Galvenais A. M. Butlerova teorijas postulāts ir nostāja par vielas ķīmisko struktūru, t.i., ķīmisko saiti. Šis pasūtījums tiek parādīts, izmantojot strukturālās formulas. Butlerova teorija nosaka ideju, kas piemīt katrai vielai specifiska ķīmiskā struktūra Un Vielu īpašības ir atkarīgas no struktūras.
A. M. Butlerova organisko savienojumu ķīmiskās struktūras teorija
Tāpat kā neorganiskajā ķīmijā attīstības pamats ir Periodiskais likums un D.I.Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā tabula, organiskajai ķīmijai tas ir kļuvis par fundamentālu.
A. M. Butlerova organisko savienojumu ķīmiskās struktūras teorija Butlerova teorijas galvenais postulāts ir nostāja par vielas ķīmisko struktūru, kas nozīmē secību, secību atomu savstarpējai savienošanai molekulās, t.i. ķīmiskā saite.
Ķīmiskā struktūra- ķīmisko elementu atomu savienojuma secība molekulā atbilstoši to valencei.
Šo secību var parādīt, izmantojot strukturālās formulas, kurās atomu valences ir norādītas ar domuzīmēm: viena līnija atbilst ķīmiskā elementa atoma valences vienībai. Piemēram, organiskajai vielai metānam, kuras molekulārā formula ir CH 4, strukturālā formula izskatās šādi:
A. M. Butlerova teorijas galvenie noteikumi:
Organisko molekulu atomi ir saistīti viens ar otru atbilstoši to valencei. Organiskajos savienojumos esošais ogleklis vienmēr ir četrvērtīgs, un tā atomi spēj savienoties viens ar otru, veidojot dažādas ķēdes.
· Vielu īpašības nosaka ne tikai to kvalitatīvais un kvantitatīvais sastāvs, bet arī atomu savienošanās kārtība molekulā, t.i. vielas ķīmiskā struktūra.
· Organisko savienojumu īpašības ir atkarīgas ne tikai no vielas sastāva un atomu savienojuma secības tās molekulā, bet arī no atomu savstarpējā ietekme un atomu grupas viena virs otras.
Organisko savienojumu uzbūves teorija ir dinamiska un attīstoša doktrīna. Attīstoties zināšanām par ķīmisko saišu būtību un organisko vielu molekulu elektroniskās struktūras ietekmi, viņi papildus empīriskajām un strukturālajām sāka izmantot arī elektroniskās formulas. Šādas formulas parāda virzienu elektronu pāru pārvietošanās molekulā.
Kvantu ķīmija un organisko savienojumu struktūras ķīmija apstiprināja doktrīnu par ķīmisko saišu telpisko virzienu (cis- un trans izomēriju), pētīja izomēru savstarpējo pāreju enerģētiskos raksturlielumus, ļāva spriest par atomu savstarpējo ietekmi. dažādu vielu molekulas, radīja priekšnoteikumus izomērijas veidu un ķīmisko reakciju virzienu un mehānismu prognozēšanai.
Organiskajām vielām ir vairākas īpašības.
· Visas organiskās vielas satur oglekli un ūdeņradi, tāpēc sadedzinot tās veidojas oglekļa dioksīds un ūdens.
Organiskās vielas kompleksi būvēts un tam var būt milzīga molekulmasa (olbaltumvielas, tauki, ogļhidrāti).
· Organiskās vielas var sakārtot pēc sastāva, struktūras un īpašībām līdzīgās rindās homologi.
· Organiskajām vielām tas raksturīgs izomerisms.
Organisko vielu izomērisms un homoloģija
Organisko vielu īpašības ir atkarīgas ne tikai no to sastāva, bet arī no Atomu savienojuma secība molekulā.
Izomērisms- tā ir dažādu vielu - izomēru ar vienādu kvalitatīvo un kvantitatīvo sastāvu, t.i., ar vienādu molekulāro formulu, pastāvēšanas fenomens.
Ir divi izomērijas veidi: strukturāli un telpiski(stereoizomerisms). Strukturālie izomēri atšķiras viens no otra atomu saistīšanās secībā molekulā; stereoizomēri - atomu izvietojums telpā ar vienādu saišu secību starp tiem.
Galvenie izomērijas veidi:
· Strukturālā izomērija - vielas atšķiras pēc atomu savienošanās secības molekulās:
1) oglekļa skeleta izomērija;
2) pozīcijas izomērija:
- vairākas obligācijas;
- deputātiem;
- funkcionālās grupas;
3) homologu sēriju (starpklases) izomērija.
· Telpiskā izomērija - vielu molekulas atšķiras nevis pēc atomu saistīšanās secības, bet gan pēc novietojuma telpā: cis-, trans-izomerisms (ģeometriskā).
Organisko vielu klasifikācija
Zināms, ka organisko vielu īpašības nosaka to sastāvs un ķīmiskā struktūra. Tāpēc nav pārsteidzoši, ka organisko savienojumu klasifikācijas pamatā ir struktūras teorija - A. M. Butlerova teorija. Organiskās vielas klasificē pēc atomu klātbūtnes un savienojuma secības to molekulās. Organiskās vielas molekulas izturīgākā un vismazāk mainīgā daļa ir tās skelets - oglekļa atomu ķēde. Atkarībā no oglekļa atomu savienojuma secības šajā ķēdē vielas tiek sadalītas aciklisks, kas nesatur slēgtas oglekļa atomu ķēdes molekulās, un karbociklisks kas satur šādas ķēdes (ciklus) molekulās.
Papildus oglekļa un ūdeņraža atomiem organisko vielu molekulas var saturēt arī citu ķīmisko elementu atomus. Vielas, kuru molekulās šie tā sauktie heteroatomi ir iekļauti slēgtā ķēdē, tiek klasificētas kā heterocikliskie savienojumi.
Heteroatomi(skābeklis, slāpeklis utt.) var būt daļa no molekulām un acikliskiem savienojumiem, veidojot tajās funkcionālās grupas, piemēram,
hidroksilgrupa
karbonilgrupa
,
karboksilgrupa
,
aminogrupa
.
Funkcionālā grupa- atomu grupa, kas nosaka vielas raksturīgākās ķīmiskās īpašības un tās piederību noteiktai savienojumu klasei.
Organisko savienojumu nomenklatūra
Organiskās ķīmijas attīstības sākumā tika noteikti atklājamie savienojumi triviāli nosaukumi, kas nereti asociējas ar to ražošanas vēsturi: etiķskābe (kas ir vīna etiķa pamatā), sviestskābe (veidojas sviestā), glikols (t.i. “saldais”) u.c. Pieaugot jaunatklāto vielu skaitam, radās nepieciešamība saistīt nosaukumus ar to struktūru. Tā radās racionāli nosaukumi: metilamīns, dietilamīns, etilspirts, metiletilketons, kuru pamatā ir vienkāršākā savienojuma nosaukums. Sarežģītākiem savienojumiem racionāla nomenklatūra nav piemērota.
A. M. Butlerova struktūras teorija nodrošināja pamatu organisko savienojumu klasifikācijai un nomenklatūrai pēc struktūras elementiem un oglekļa atomu izvietojuma molekulā. Pašlaik visbiežāk izmantoto nomenklatūru izstrādā Starptautiskā tīrās un lietišķās ķīmijas savienība (IUPAC), ko sauc par nomenklatūru IUPAC. IUPAC noteikumi iesaka vairākus nosaukumu veidošanas principus, viens no tiem ir aizstāšanas princips. Pamatojoties uz to, ir izstrādāta aizstājējnomenklatūra, kas ir visuniversālākā. Iesniegsim vairākus aizvietojošās nomenklatūras pamatnoteikumus un apsvērsim to pielietojumu, izmantojot piemēru ar heterofunkcionālu savienojumu, kas satur divas funkcionālās grupas - aminoskābi leicīnu:
1. Savienojumu nosaukumi ir balstīti uz pamatstruktūru (acikliskas molekulas galvenā ķēde, karbocikliska vai heterocikliska sistēma). Vecāku struktūras nosaukums veido vārda pamatu, vārda sakni.
Šajā gadījumā pamatstruktūra ir piecu oglekļa atomu ķēde, kas savienota ar atsevišķām saitēm. Tādējādi nosaukuma saknes daļa ir pentāns.
2. Raksturīgās grupas un aizvietotājus (struktūrelementus) apzīmē ar priedēkļiem un sufiksiem. Raksturīgās grupas ir sadalītas pēc darba stāža. Galveno grupu prioritātes secība:
Tiek identificēta vecākā raksturīgā grupa, kas apzīmēta sufiksā. Visi pārējie aizvietotāji ir nosaukti prefiksā alfabētiskā secībā.
Šajā gadījumā vecākā raksturīgā grupa ir karboksilgrupa, t.i., šis savienojums pieder pie karbonskābju klases, tāpēc nosaukuma radikālajai daļai pievienojam -skābi. Otra vecākā grupa ir aminogrupa, ko apzīmē ar prefiksu amino-. Turklāt molekula satur ogļūdeņraža aizvietotāju metil-. Tādējādi nosaukuma pamatā ir aminometilpentānskābe.
3. Nosaukumā ir iekļauts dubultās un trīskāršās saites apzīmējums, kas nāk uzreiz aiz saknes.
Attiecīgais savienojums nesatur vairākas saites.
4. Pamatstruktūras atomi ir numurēti. Numerācija sākas no oglekļa ķēdes beigām, kurai vistuvāk atrodas augstākā raksturīgā grupa:
Ķēdes numerācija sākas ar oglekļa atomu, kas ir daļa no karboksilgrupas, tam tiek piešķirts numurs 1. Šajā gadījumā aminogrupa atradīsies pie oglekļa 2, un metilgrupa būs pie oglekļa 4.
Tādējādi dabisko aminoskābi leicīnu saskaņā ar IUPAC nomenklatūras noteikumiem sauc par 2-amino-4-metilpentānskābi.
Ogļūdeņraži. Ogļūdeņražu klasifikācija
Ogļūdeņraži- Tie ir savienojumi, kas sastāv tikai no ūdeņraža un oglekļa atomiem.
Atkarībā no oglekļa ķēdes struktūras organiskos savienojumus iedala atvērtās ķēdes savienojumos - aciklisks(alifātisks) un ciklisks- ar slēgtu atomu ķēdi.
Cikliskie ir sadalīti divās grupās: karbocikliskie savienojumi(ciklus veido tikai oglekļa atomi) un heterociklisks(ciklos ietilpst arī citi atomi, piemēram, skābeklis, slāpeklis, sērs).
Savukārt karbocikliskie savienojumi ietver divas savienojumu sērijas: aliciklisks Un aromātisks.
Aromātiskie savienojumi, kuru pamatā ir molekulārā struktūra, ir plakani oglekli saturoši cikli ar īpašu slēgtu p-elektronu sistēmu, veidojot kopīgu π-sistēmu (vienu π-elektronu mākoni). Aromātiskums ir raksturīgs arī daudziem heterocikliskiem savienojumiem.
Visi pārējie karbocikliskie savienojumi pieder alicikliskajai sērijai.
Gan acikliskie (alifātiskie), gan cikliskie ogļūdeņraži var saturēt vairākas (dubultās vai trīskāršās) saites. Tādus ogļūdeņražus sauc neierobežots(nepiesātināts) pretstatā ierobežojošajam (piesātinātajam), kas satur tikai atsevišķas saites.
Piesātinātos alifātiskos ogļūdeņražus sauc alkāni, tiem ir vispārīgā formula C n H 2n+2, kur n ir oglekļa atomu skaits. Mūsdienās bieži tiek lietots viņu vecais nosaukums - parafīni:
Tiek saukti nepiesātinātie alifātiskie ogļūdeņraži, kas satur vienu dubultsaiti alkēni. Viņiem ir vispārīgā formula C n H 2n:
Tiek saukti nepiesātinātie alifātiskie ogļūdeņraži ar divām dubultsaitēm alkadiēni. To vispārējā formula ir C n H 2n-2:
Tiek saukti nepiesātinātie alifātiskie ogļūdeņraži ar vienu trīskāršo saiti alkīni. To vispārējā formula ir C n H 2n - 2:
Piesātinātie alicikliskie ogļūdeņraži - cikloalkāni, to vispārējā formula ir C n H 2n:
Īpaša ogļūdeņražu grupa, aromātiskie vai arēnas(ar slēgtu kopējo n-elektronisko sistēmu), kas pazīstams no ogļūdeņražu piemēra ar vispārīgo formulu C n H 2n - 6:
Tādējādi, ja to molekulās viens vai vairāki ūdeņraža atomi tiek aizstāti ar citiem atomiem vai atomu grupām (halogēniem, hidroksilgrupām, aminogrupām utt.), veidojas ogļūdeņražu atvasinājumi: halogēna atvasinājumi, skābekli saturoši, slāpekli saturoši u.c. organiskie savienojumi.
Homologa ogļūdeņražu sērija
Ogļūdeņraži un to atvasinājumi ar vienādu funkcionālo grupu veido homologas sērijas.
Homologa sērija nosauc vienai klasei piederošu savienojumu virkni (homologus), kas sakārtoti pieaugošā secībā pēc to relatīvās molekulmasas, līdzīgi pēc struktūras un ķīmiskajām īpašībām, kur katrs elements no iepriekšējā atšķiras ar homologu atšķirību CH 2. Piemēram: CH 4 - metāns, C 2 H 6 - etāns, C 3 H 8 - propāns, C 4 H 10 - butāns uc Homologu ķīmisko īpašību līdzība ievērojami vienkāršo organisko savienojumu izpēti.
Ogļūdeņraža izomēri
Tiek saukti tie atomi vai atomu grupas, kas nosaka dotās vielu klases raksturīgākās īpašības funkcionālās grupas.
Ogļūdeņražu halogēnu atvasinājumus var uzskatīt par produktiem, kas iegūti, aizvietojot vienu vai vairākus ūdeņraža atomus ogļūdeņražos ar halogēna atomiem. Saskaņā ar to var būt galīgi un nepiesātināti mono-, di-, trīs- (vispārējā gadījumā poli-) halogēna atvasinājumi.
Piesātināto ogļūdeņražu monohalogēna atvasinājumu vispārīgā formula:
un sastāvu izsaka ar formulu
kur R ir piesātinātā ogļūdeņraža (alkāna) atlikums, ogļūdeņraža radikāls (šo apzīmējumu lieto tālāk, apsverot citas organisko vielu klases), G ir halogēna atoms (F, Cl, Br, I).
Piemēram:
Šeit ir viens dihalogēna atvasinājuma piemērs:
UZ skābekli saturošas organiskas vielas ietver spirtus, fenolus, aldehīdus, ketonus, karbonskābes, ēterus un esterus. Spirti ir ogļūdeņražu atvasinājumi, kuros viens vai vairāki ūdeņraža atomi ir aizstāti ar hidroksilgrupām.
Spirtus sauc par vienvērtīgiem, ja tiem ir viena hidroksilgrupa, un par piesātinātiem, ja tie ir alkānu atvasinājumi.
Vispārīga limita formula vienvērtīgie spirti:
un to sastāvu izsaka ar vispārīgo formulu:
Piemēram:
Zināmi piemēri daudzvērtīgie spirti, t.i., ar vairākām hidroksilgrupām:
Fenoli- aromātisko ogļūdeņražu atvasinājumi (benzola sērija), kuros viens vai vairāki ūdeņraža atomi benzola gredzenā ir aizstāti ar hidroksilgrupām.
Vienkāršākais pārstāvis ar formulu C 6 H 5 OH vai
sauc par fenolu.
Aldehīdi un ketoni- ogļūdeņražu atvasinājumi, kas satur atomu karbonilgrupu
(karbonils).
Molekulās aldehīdi viena karbonilsaite savienojas ar ūdeņraža atomu, otra - ar ogļūdeņraža radikāli. Vispārējā aldehīdu formula:
Piemēram:
Kad ketoni karbonilgrupa ir saistīta ar diviem (parasti atšķirīgiem) radikāļiem, ketonu vispārējā formula ir:
Piemēram:
Piesātināto aldehīdu un ketonu sastāvu izsaka ar formulu C 2n H 2n O.
Karbonskābes- ogļūdeņražu atvasinājumi, kas satur karboksilgrupas
(vai -COOH).
Ja skābes molekulā ir viena karboksilgrupa, tad karbonskābe ir vienbāziska. Piesātināto vienbāzisko skābju vispārīgā formula:
To sastāvu izsaka ar formulu C n H 2n O 2.
Piemēram:
Ēteri ir organiskas vielas, kas satur divus ogļūdeņraža radikāļus, kas savienoti ar skābekļa atomu: R-O-R vai R1 -O-R2.
Radikāļi var būt vienādi vai atšķirīgi. Ēteru sastāvu izsaka ar formulu C n H 2n+2 O.
Piemēram:
Esteri- savienojumi, kas veidojas, aizvietojot karboksilgrupas ūdeņraža atomu karbonskābēs ar ogļūdeņraža radikāli.
Vispārējā esteru formula:
Piemēram:
Nitro savienojumi- ogļūdeņražu atvasinājumi, kuros viens vai vairāki ūdeņraža atomi ir aizstāti ar nitrogrupu -NO 2.
Piesātināto mononitro savienojumu vispārīgā formula:
un sastāvu izsaka ar vispārīgo formulu C n H 2n+1 NO 2 .
Piemēram:
Arēnu nitroatvasinājumi:
Amīni- savienojumi, kurus uzskata par amonjaka (NH 3) atvasinājumiem, kuros ūdeņraža atomi ir aizstāti ar ogļūdeņraža radikāļiem. Atkarībā no radikāļa rakstura amīni var būt alifātiski, piemēram:
un aromātisks, piemēram:
Atkarībā no ūdeņraža atomu skaita, kas aizstāti ar radikāļiem, izšķir:
primārie amīni ar vispārējo formulu:
sekundārais- ar vispārīgo formulu:
terciārais- ar vispārīgo formulu:
Konkrētā gadījumā sekundārajiem un terciārajiem amīniem var būt vienādi radikāļi.
Primāros amīnus var uzskatīt arī par ogļūdeņražu (alkānu) atvasinājumiem, kuros viens ūdeņraža atoms ir aizstāts ar aminogrupu -NH2. Piesātināto primāro amīnu sastāvu izsaka ar formulu C n H 2n + 3 N.
Piemēram:
Aminoskābes satur divas funkcionālās grupas, kas savienotas ar ogļūdeņraža radikāli: aminogrupa -NH2 un karboksil-COOH.
α-aminoskābju vispārējā formula (tās ir vissvarīgākās proteīnu veidošanā, kas veido dzīvos organismus):
Piesātināto aminoskābju sastāvu, kas satur vienu aminogrupu un vienu karboksilgrupu, izsaka ar formulu C n H 2n + 1 NO 2.
Piemēram:
Ir zināmi arī citi svarīgi organiskie savienojumi, kuriem ir vairākas atšķirīgas vai identiskas funkcionālās grupas, garas lineāras ķēdes, kas savienotas ar benzola gredzeniem. Šādos gadījumos nav iespējams stingri noteikt, vai viela pieder noteiktai klasei. Šos savienojumus bieži klasificē īpašās vielu grupās: ogļhidrāti, olbaltumvielas, nukleīnskābes, antibiotikas, alkaloīdi utt.
Pašlaik ir zināmi arī daudzi savienojumi, kurus var klasificēt gan kā organiskos, gan neorganiskos. x sauc par organoelementu savienojumiem. Dažus no tiem var uzskatīt par ogļūdeņražu atvasinājumiem.
Piemēram:
Ir savienojumi, kuriem ir tāda pati molekulārā formula, kas izsaka vielu sastāvu.
Izomērijas fenomens ir tāds, ka var būt vairākas vielas ar dažādām īpašībām, kurām ir vienāds molekulārais sastāvs, bet atšķirīga struktūra. Šīs vielas sauc par izomēriem.
Mūsu gadījumā tie ir starpklases izomēri: cikloalkāni un alkāni, alkadiēni un alkīni, piesātinātie vienvērtīgie spirti un ēteri, aldehīdi un ketoni, piesātinātās monokarbonskābes un esteri.
Strukturālā izomērija
Izšķir šādas šķirnes strukturālā izomērija: oglekļa skeleta izomērija, pozicionālā izomērija, dažādu organisko savienojumu klašu izomērija (starpklasu izomērija).
Oglekļa skeleta izomērija ir saistīta ar atšķirīga saišu secība starp oglekļa atomiem, veidojot molekulas skeletu. Kā jau tika parādīts, molekulārā formula C 4 H 10 atbilst diviem ogļūdeņražiem: n-butānam un izobutānam. Ogļūdeņražam C5H12 ir iespējami trīs izomēri: pentāns, izopentāns un neopentāns.
Palielinoties oglekļa atomu skaitam molekulā, izomēru skaits strauji palielinās. Ogļūdeņradim C 10 H 22 tie jau ir 75, bet ogļūdeņražiem C 20 H 44 - 366 319.
Pozicionālo izomēriju izraisa dažādas daudzkārtējās saites, aizvietotāja un funkcionālās grupas pozīcijas ar vienu un to pašu molekulas oglekļa skeletu:
Dažādu organisko savienojumu klašu izomērija (starpklasu izomērija) ir saistīta ar atšķirīgām atomu pozīcijām un kombinācijām vielu molekulās, kurām ir vienāda molekulārā formula, bet kas pieder pie dažādām klasēm. Tādējādi molekulārā formula C 6 H 12 atbilst nepiesātinātajam ogļūdeņradim heksēns-1 un cikliskajam ogļūdeņražam cikloheksānam.
Izomēri ir ogļūdeņraži, kas saistīti ar alkīniem - butīns-1 un ogļūdeņradis ar divām dubultsaitēm butadiēna-1,3 ķēdē:
Dietilēterim un butilspirtam ir viena un tā pati molekulārā formula C 4 H 10 O:
Strukturālie izomēri ir aminoetiķskābe un nitroetāns, kas atbilst molekulārajai formulai C 2 H 5 NO 2:
Šāda veida izomēri satur dažādas funkcionālās grupas un pieder pie dažādām vielu klasēm. Tāpēc tie atšķiras pēc fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām daudz vairāk nekā oglekļa skeleta izomēri vai pozicionālie izomēri.
Telpiskā izomērija
Telpiskā izomērija ir sadalīts divos veidos: ģeometriskā un optiskā.
Ģeometriskā izomērija ir raksturīga savienojumiem kas satur dubultās saites, un cikliskus savienojumus. Tā kā atomu brīva rotācija ap dubultsaiti vai gredzenā nav iespējama, aizvietotāji var atrasties vai nu dubultās saites vai gredzena plaknes pusē (cis pozīcija), vai pretējās pusēs (trans pozīcija). Apzīmējumi cis un trans parasti attiecas uz identisku aizvietotāju pāri.
Ģeometriskie izomēri atšķiras pēc fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām.
Rodas optiskā izomērija ja molekula nav savienojama ar tās attēlu spogulī. Tas ir iespējams, ja oglekļa atomam molekulā ir četri dažādi aizvietotāji. Šo atomu sauc par asimetrisko. Šādas molekulas piemērs ir α-aminopropionskābes (α-alanīna) molekula CH 3 CH(NH 2)OH.
α-alanīna molekula nevar sakrist ar tās spoguļattēlu jebkuras kustības laikā. Šādus telpiskos izomērus sauc par spoguļiem, optiskajiem antipodiem vai enantiomēriem. Visas šādu izomēru fizikālās un gandrīz visas ķīmiskās īpašības ir identiskas.
Optiskās izomērijas izpēte ir nepieciešama, ņemot vērā daudzas organismā notiekošās reakcijas. Lielākā daļa šo reakciju notiek fermentu – bioloģisko katalizatoru – iedarbībā. Šo vielu molekulām ir jāatbilst savienojumu molekulām, uz kurām tās iedarbojas, kā slēdzenes atslēgai, tāpēc šo reakciju norisei liela nozīme ir telpiskajai struktūrai, molekulāro sekciju relatīvajam izvietojumam un citiem telpiskajiem faktoriem. . Šādas reakcijas sauc par stereoselektīvām.
Lielākā daļa dabisko savienojumu ir atsevišķi enantiomēri, un to bioloģiskā iedarbība (no garšas un smaržas līdz ārstnieciskai iedarbībai) krasi atšķiras no to optisko antipodu īpašībām, kas iegūtas laboratorijā. Šādai bioloģiskās aktivitātes atšķirībai ir liela nozīme, jo tā ir visu dzīvo organismu vissvarīgākā īpašība - vielmaiņa.
Izomērisms Oglekļa atoma elektroniskā struktūra
Ogleklim, kas atrodas organiskajos savienojumos, ir nemainīga valence. Oglekļa atoma pēdējais enerģijas līmenis satur 4 elektroni, no kuriem divi aizņem 2s orbitāli, kam ir sfēriska forma, un divi elektroni aizņem 2p orbitāli, kurai ir hanteles forma. Uzbudināts viens elektrons no 2s orbitāles var pārvietoties uz kādu no brīvajām 2p orbitālēm. Šī pāreja prasa zināmus enerģijas izdevumus (403 kJ/mol). Rezultātā ierosinātajā oglekļa atomā ir 4 nepāra elektroni un tā elektroniskā konfigurācija ir izteikta ar formulu 2s 1 2p 3 .. Tātad metāna ogļūdeņraža (CH 4) gadījumā oglekļa atoms veido 4 saites ar s. -ūdeņraža atomu elektroni. Šajā gadījumā 1 s-s tipa saite (starp oglekļa atoma s-elektronu un ūdeņraža atoma s-elektronu) un 3 p-s saites (starp 3 oglekļa atoma p-elektroniem un 3 ūdeņraža s-elektroniem atomi) jāveido. Tas liek secināt, ka četras kovalentās saites, ko veido oglekļa atoms, ir nevienlīdzīgas. Taču praktiskā pieredze ķīmijā liecina, ka visas 4 saites metāna molekulā ir absolūti līdzvērtīgas, un metāna molekulai ir tetraedriska struktūra ar saišu leņķiem 109,5 0, kas nevarētu būt gadījumā, ja saites būtu nevienlīdzīgas. Galu galā tikai p-elektronu orbitāles ir orientētas telpā pa savstarpēji perpendikulārām asīm x, y, z, un s-elektrona orbitālei ir sfēriska forma, tāpēc saites veidošanās virziens ar šo elektronu būtu patvaļīgi. Hibridizācijas teorija spēja izskaidrot šo pretrunu. L. Pollings ierosināja, ka nevienā molekulā nav saišu, kas izolētas viena no otras. Kad veidojas saites, visu valences elektronu orbitāles pārklājas. Ir zināmi vairāki veidi elektronu orbitāļu hibridizācija. Tiek pieņemts, ka metāna un citu alkānu molekulā hibridizējas 4 elektroni.
Oglekļa atomu orbitāļu hibridizācija
Orbitālā hibridizācija ir dažu elektronu formas un enerģijas izmaiņas kovalentās saites veidošanās laikā, kas noved pie efektīvākas orbītas pārklāšanās un palielinātas saites stiprības. Orbitālā hibridizācija notiek ikreiz, kad elektroni, kas pieder pie dažāda veida orbitālēm, piedalās saišu veidošanā.
1. sp 3 - hibridizācija(Oglekļa pirmais valences stāvoklis). Sp 3 hibridizācijas laikā ierosinātā oglekļa atoma 3 p orbitāles un viena s orbitāle mijiedarbojas tā, ka iegūtās orbitāles pēc enerģijas ir absolūti identiskas un simetriski atrodas telpā. Šo transformāciju var uzrakstīt šādi:
Hibridizācijas laikā kopējais orbitāļu skaits nemainās, bet mainās tikai to enerģija un forma. Ir parādīts, ka sp 3 -hibridizācijas orbitāles atgādina trīsdimensiju astoņu figūru, kuras viens no asmeņiem ir daudz lielāks par otru. Četras hibrīdas orbitāles tiek pagarinātas no centra līdz regulāra tetraedra virsotnēm 109,5 0 leņķos. Hibrīdu elektronu veidotās saites (piemēram, s-sp 3 saite) ir stiprākas nekā saites, ko veido nehibridizēti p elektroni (piemēram, s-p saite). Tā kā hibrīda sp 3 orbitāle nodrošina lielāku elektronu orbitāļu pārklāšanās laukumu nekā nehibridizētā p orbitāle. Molekulām, kurās notiek sp 3 hibridizācija, ir tetraedriska struktūra. Tie, papildus metānam, ietver metāna homologus, neorganiskas molekulas, piemēram, amonjaku. Attēlos parādīta hibridizēta orbitāle un tetraedriska metāna molekula.
Ķīmiskās saites, kas rodas metānā starp oglekļa un ūdeņraža atomiem, ir σ-saites (sp 3 -s-saite). Vispārīgi runājot, jebkuru sigmas saiti raksturo fakts, ka divu savstarpēji savienotu atomu elektronu blīvums pārklājas pa līniju, kas savieno atomu centrus (kodolus). σ-Saites atbilst maksimāli iespējamai atomu orbitāļu pārklāšanās pakāpei, tāpēc tās ir diezgan spēcīgas.
2. sp 2 - hibridizācija(oglekļa otrais valences stāvoklis). Tas rodas vienas 2s un divu 2p orbitāļu pārklāšanās rezultātā. Iegūtās sp 2 -hibrīda orbitāles atrodas vienā plaknē 120 0 leņķī viena pret otru, un nehibridizētā p-orbitāle ir tai perpendikulāra. Kopējais orbitāļu skaits nemainās – tās ir četras.
Sp 2 hibridizācijas stāvoklis rodas alkēna molekulās, karbonilgrupās un karboksilgrupās, t.i. savienojumos, kas satur dubultsaiti. Tādējādi etilēna molekulā oglekļa atoma hibridizētie elektroni veido 3 σ saites (divas sp 2 -s tipa saites starp oglekļa atomu un ūdeņraža atomiem un viena sp 2 -sp 2 tipa saite starp oglekļa atomiem). Viena oglekļa atoma atlikušais nehibridizētais p-elektrons veido π-saiti ar otrā oglekļa atoma nehibridizēto p-elektronu. Raksturīga π saites iezīme ir tā, ka elektronu orbitāļu pārklāšanās notiek ārpus līnijas, kas savieno abus atomus. Orbitāļu pārklāšanās notiek virs un zem σ saites, kas savieno abus oglekļa atomus. Tādējādi dubultsaite ir σ un π saišu kombinācija. Pirmie divi attēli parāda, ka etilēna molekulā saites leņķi starp atomiem, kas veido etilēna molekulu, ir 120 0 (atbilst trīs sp 2 hibrīda orbitāļu telpiskajai orientācijai). Attēli parāda π saites veidošanos.
Tā kā nehibridizēto p-orbitāļu pārklāšanās laukums π saitēs ir mazāks nekā orbitāļu pārklāšanās laukums σ saitēs, π saite ir mazāk spēcīga nekā σ saite un ķīmiskās reakcijās ir vieglāk pārraujama.
3. sp hibridizācija(trešais oglekļa valences stāvoklis). Sp-hibridizācijas stāvoklī oglekļa atomam ir divas sp-hibrīda orbitāles, kas atrodas lineāri 180 0 leņķī viena pret otru, un divas nehibridizētas p-orbitāles, kas atrodas divās savstarpēji perpendikulārās plaknēs. sp-hibridizācija ir raksturīga alkīniem un nitriliem, t.i. savienojumiem, kas satur trīskāršo saiti.
Tādējādi acetilēna molekulā saites leņķi starp atomiem ir 180 o. Oglekļa atoma hibridizētie elektroni veido 2 σ saites (viena sp-s saite starp oglekļa atomu un ūdeņraža atomu un otra sp-sp saite starp oglekļa atomiem. Viena oglekļa atoma divi nehibridizēti p elektroni veido divas π saites ar nehibridizētu p otrā oglekļa atoma elektroni.P-elektronu orbitāļu pārklāšanās notiek ne tikai virs un zem σ-saites, bet arī priekšā un aizmugurē, un kopējam p-elektronu mākonim ir cilindriska forma.Tādējādi trīskāršā saite ir vienas σ-saites un divu π-saišu kombinācija.Mazāk stipru divu π-saišu klātbūtne acetilēna molekulā nodrošina šīs vielas spēju iesaistīties pievienošanās reakcijās ar trīskāršās saites šķelšanos.
Atsauces materiāls testa veikšanai:
Mendeļejeva tabula
Šķīdības tabula
Pamatstāvoklī oglekļa atomam C (1s 2 2s 2 2p 2) ir divi nepāra elektroni, kuru dēļ var izveidoties tikai divi kopīgi elektronu pāri. Tomēr lielākajā daļā tā savienojumu ogleklis ir četrvērtīgs. Tas izskaidrojams ar to, ka oglekļa atoms, absorbējot nelielu enerģijas daudzumu, nonāk ierosinātā stāvoklī, kurā tam ir 4 nepāra elektroni, t.i. spēj veidot četri kovalentās saites un piedalās četru kopīgu elektronu pāru veidošanā:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2p 3 .
| ↓ | ||||||||||||
| 1 | ↓ | lpp | ↓ | lpp | ||||||||
| s | s | |||||||||||
Uzbudinājuma enerģiju kompensē ķīmisko saišu veidošanās, kas notiek, atbrīvojoties enerģijai.
Oglekļa atomiem ir iespēja veidot trīs veidu elektronu orbitāļu hibridizāciju ( sp 3, sp 2, sp) un vairāku (dubulto un trīskāršo) saišu veidošanos savā starpā (2.2. tabula).
2.2. tabula
Hibridizācijas veidi un molekulārā ģeometrija
Vienkāršs (viens) s savienojums tiek veikts, kad sp 3-hibridizācija, kurā visas četras hibrīdorbitāles ir līdzvērtīgas un ir vērstas telpā 109°29 'leņķī viena pret otru un orientētas uz regulāra tetraedra virsotnēm (2.8. att.).
Rīsi. 2.8. Metāna molekulas CH 4 veidošanās
Ja hibrīda oglekļa orbitāles pārklājas ar sfēriskām s-ūdeņraža atoma orbitāles, tad veidojas vienkāršākais organiskais savienojums metāns CH 4 - piesātināts ogļūdeņradis.
Lielu interesi rada oglekļa atomu savstarpējo saišu izpēte un ar citu elementu atomiem. Apskatīsim etāna, etilēna un acetilēna molekulu struktūru.
Leņķi starp visām saitēm etāna molekulā ir gandrīz precīzi vienādi viens ar otru (2.9. att.) un neatšķiras no C - H leņķiem metāna molekulā.
Tāpēc oglekļa atomi atrodas stāvoklī sp 3- hibridizācija.
Rīsi. 2.9. Etāna molekula C 2 H 6
Oglekļa atomu elektronu orbitāļu hibridizācija var būt nepilnīga, t.i. divi ( sp 2-hibridizācija) vai viena ( sp-hibridizācija) no trim R- orbitāles. Šajā gadījumā veidojas starp oglekļa atomiem vairāki savienojumi (dubultā vai trīskāršā). Ogļūdeņražus ar vairākām saitēm sauc par nepiesātinātiem vai nepiesātinātiem. Divkāršā saite (C=C) veidojas, kad sp 2- hibridizācija.
Šajā gadījumā katram oglekļa atomam ir viens no trim R-orbitāles nav iesaistītas hibridizācijā, kā rezultātā veidojas trīs sp 2-hibrīdās orbitāles, kas atrodas vienā plaknē 120° leņķī viena pret otru, un nehibrīdās 2 R-orbitāle atrodas perpendikulāri šai plaknei. Divi oglekļa atomi savienojas kopā, veidojot vienu s-saiti hibrīda orbitāļu pārklāšanās dēļ un vienu p-saiti pārklāšanās dēļ R- orbitāles.
Oglekļa brīvo hibrīdu orbitāļu mijiedarbība ar 1 s-ūdeņraža atomu orbitāles noved pie etilēna molekulas C 2 H 4 veidošanās (2.10. att.) - vienkāršākais nepiesātināto ogļūdeņražu pārstāvis.
Rīsi. 2.10. Etilēna molekulas C 2 H 4 veidošanās
Elektronu orbitāļu pārklāšanās p-saites gadījumā ir mazāka, un zonas ar palielinātu elektronu blīvumu atrodas tālāk no atomu kodoliem, tāpēc šī saite ir mazāk spēcīga nekā s-saite.
Trīskāršo saiti veido viena s-saite un divas p-saites. Šajā gadījumā elektronu orbitāles atrodas sp-hibridizācijas stāvoklī, kuras veidošanās notiek viena s- un viens R-orbitāles (2.11. att.).
Abas hibrīdās orbitāles atrodas 180° leņķī viena pret otru, bet pārējās nehibrīdās orbitāles R-orbitāles atrodas divās savstarpēji perpendikulārās plaknēs. Trīskāršās saites veidošanās notiek acetilēna molekulā C 2 H 2 (sk. 2.11. att.).
Rīsi. 2.11. Acetilēna molekulas C 2 H 2 veidošanās
Īpašs saišu veids rodas benzola molekulas (C 6 H 6) veidošanās laikā, kas ir vienkāršākais aromātisko ogļūdeņražu pārstāvis.
Benzols satur sešus oglekļa atomus, kas savienoti kopā gredzenā (benzola gredzenā), katrs oglekļa atoms atrodas sp 2 hibridizācijas stāvoklī (2.12. att.).
Rīsi. 2.12. sp 2 – benzola molekulas C 6 H 6 orbitāles
Visi oglekļa atomi, kas iekļauti benzola molekulā, atrodas vienā plaknē. Katram oglekļa atomam sp 2 hibridizācijas stāvoklī ir vēl viena nehibrīda p-orbitāle ar nepāra elektronu, kas veido p-saiti (2.13. att.).
Ass ir šāda R-orbitāles atrodas perpendikulāri benzola molekulas plaknei.
Visi seši nav hibrīdi R-orbitāles veido kopīgu savienojošu molekulāro p-orbitāli, un visi seši elektroni apvienojas, veidojot p-elektronu sekstetu.
Šādas orbitāles robežvirsma atrodas virs un zem oglekļa s-skeleta plaknes. Apļveida pārklāšanās rezultātā rodas vienota delokalizēta p-sistēma, kas aptver visus cikla oglekļa atomus (2.13. att.).
Benzols shematiski attēlots kā sešstūris ar gredzenu iekšpusē, kas norāda, ka notiek elektronu un atbilstošo saišu delokalizācija.
Rīsi. 2.13. -saites benzola molekulā C 6 H 6
Jonu ķīmiskā saite
Jonu saite- ķīmiska saite, kas veidojas pretēji lādētu jonu savstarpējas elektrostatiskās pievilkšanās rezultātā, kurā stabils stāvoklis tiek sasniegts, pilnībā pārnesot kopējo elektronu blīvumu uz kāda elektronnegatīvāka elementa atomu.
Tīri jonu saite ir ārkārtējs kovalentās saites gadījums.
Praksē pilnīga elektronu pārnešana no viena atoma uz otru atomu caur saiti netiek realizēta, jo katram elementam ir lielāks vai mazāks (bet ne nulle) EO, un jebkura ķīmiskā saite zināmā mērā būs kovalenta.
Šāda saite rodas lielas atšķirības atomu EO gadījumā, piemēram, starp katjoniem s-periodiskās sistēmas pirmās un otrās grupas metāli un VIА un VIIА grupas nemetālu anjoni (LiF, NaCl, CsF u.c.).
Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saitei nav virziena . Tas izskaidrojams ar to, ka jona elektriskajam laukam ir sfēriska simetrija, t.i. samazinās līdz ar attālumu saskaņā ar to pašu likumu jebkurā virzienā. Tāpēc jonu mijiedarbība nav atkarīga no virziena.
Divu pretējās zīmes jonu mijiedarbība nevar novest pie pilnīgas savstarpējas to spēka lauku kompensācijas. Šī iemesla dēļ tie saglabā spēju piesaistīt pretējās zīmes jonus citos virzienos. Tāpēc atšķirībā no kovalentās saites, jonu saitei ir raksturīga arī nepiesātinātība .
Virziena un piesātinājuma trūkums jonu saitēs nosaka jonu molekulu tendenci asociēties. Visiem jonu savienojumiem cietā stāvoklī ir jonu kristāliskais režģis, kurā katru jonu ieskauj vairāki pretējās zīmes joni. Šajā gadījumā visas dotā jona saites ar blakus esošiem joniem ir līdzvērtīgas.
Metāla savienojums
Metālus raksturo vairākas īpašas īpašības: elektriskā un siltuma vadītspēja, raksturīgs metālisks spīdums, kaļamība, augsta elastība un liela izturība. Šīs specifiskās metālu īpašības var izskaidrot ar īpašu ķīmiskās saites veidu, ko sauc metāls .
Metāla saite rodas, pārklājoties delokalizētām atomu orbitālēm, kas metāla kristāliskajā režģī tuvojas viena otrai.
Lielākajai daļai metālu ārējā elektroniskajā līmenī ir ievērojams skaits brīvu orbitāļu un neliels skaits elektronu.
Tāpēc enerģētiski labvēlīgāk ir elektroniem nevis lokalizēties, bet gan piederēt visam metāla atomam. Metāla režģa mezglos atrodas pozitīvi lādēti joni, kas ir iegremdēti elektronu “gāzē”, kas sadalīta pa visu metālu:
Es ↔ Es n + + n .
Notiek elektrostatiskā mijiedarbība starp pozitīvi lādētiem metālu joniem (Me n +) un nelokalizētiem elektroniem (n), kas nodrošina vielas stabilitāti. Šīs mijiedarbības enerģija ir starpposms starp kovalento un molekulāro kristālu enerģiju. Tāpēc elementi ar tīri metālisku saiti ( s-, Un lpp-elementi) raksturo salīdzinoši augsts kušanas punkts un cietība.
Elektronu klātbūtne, kas var brīvi pārvietoties visā kristāla tilpumā, nodrošina metāla specifiskās īpašības
Ūdeņraža saite
Ūdeņraža saite – īpašs starpmolekulārās mijiedarbības veids. Ūdeņraža atomi, kas ir kovalenti saistīti ar tāda elementa atomu, kuram ir augsta elektronegativitātes vērtība (visbiežāk F, O, N, bet arī Cl, S un C), ir salīdzinoši augsts efektīvais lādiņš. Rezultātā šādi ūdeņraža atomi var elektrostatiski mijiedarboties ar šo elementu atomiem.
Tādējādi vienas ūdens molekulas H d + atoms ir orientēts un attiecīgi mijiedarbojas (kā parādīts ar trim punktiem) ar citas ūdens molekulas O d - atomu:
Saites, ko veido H atoms, kas atrodas starp diviem elektronnegatīvu elementu atomiem, sauc par ūdeņradi:
d-d+d-
A – H × × × B
Ūdeņraža saites enerģija ir ievērojami mazāka nekā parastās kovalentās saites enerģija (150–400 kJ/mol), taču šī enerģija ir pietiekama, lai izraisītu atbilstošo savienojumu molekulu agregāciju šķidrā stāvoklī, piemēram, šķidrais fluorūdeņradis HF (2.14. att.). Fluora savienojumiem tas sasniedz aptuveni 40 kJ/mol.
Rīsi. 2.14. HF molekulu agregācija ūdeņraža saišu dēļ
Ūdeņraža saites garums ir arī īsāks par kovalentās saites garumu. Tādējādi polimērā (HF) n saites garums ir F−H = 0,092 nm, un saites garums ir F∙∙∙H = 0,14 nm. Ūdenim saites garums ir O-H = 0,096 nm, un saites garums O ∙∙∙H = 0,177 nm.
Starpmolekulāro ūdeņraža saišu veidošanās noved pie būtiskām vielu īpašību izmaiņām: palielinās viskozitāte, dielektriskā konstante, viršanas un kušanas temperatūra.
Saistītā informācija.
